20230205_okislitelno-vosstanovitelnye_reaktsii презентация

Понятие о окислительно –восстановительных реакциях
Это реакции в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов , образующих вещества

Степень окисления
Условный заряд атомов химического элемента в соединении , вычисленный из предположения, что соединение состоит только из простых ионов
Или же что все ковалентные полярные связи поляризованы в ионы

Расчет степени окисления для неорганических веществ
1. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.
Простое вещество –это вещество которое образованно из атомов одного химического элемента
S0, Cu0, Br2 0, O3 0, P4 0

Расчет степени окисления для неорганических веществ
2. в бинарных соединениях отрицательную степень окисления проявляет атом более электроотрицательного элемента
Электроотрицательность –свойство атомов химического элемента оттягивать на себя общую электронную пару (самый электроотрицательный фтор, самый неэл-ный водород)
Ca3+2N2-3, C +4 S2-2, I+1Cl -1

Расчет степени окисления для неорганических веществ
3.сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (формульной единице) равна нулю, а в ионе заряду иона

Расчет степени окисления для неорганических веществ
4. степени окисления атомов в кислотном остатке для кислоты и ее солей одинаковы

Расчет степени окисления для неорганических веществ
5. для простых ионов их заряд совпадает со степенью окисления атома.
Например : Al2(SO4)3 заряд иона +3, степень окисления +3
Степень окисления атома в сложном веществе может быть нулевой: CH2Cl2

Процессы окисления и восстановления
Процесс когда один атом или ион химического элемента отдает электроны называется окислением, так как элемент повышает свою степень окисления, при этом он играет роль восстановителя
Процесс принятия электронов принято называть восстановлением, элемент восстанавливается и понижает свою степень окисления, являясь для второго участника процесса окислителем

Прямая помогает какое количество электронов теряет или принимает электрон

Дуализм
Многие вещества способны проявлять в зависимости от условий как восстановительные так и окислите6льные свойства.
ПРИЧИНЫ:
1. в состав молекулы входят вещества как окислителя так и восстановителя (HCl с магнием и с перманганатом калия)
2. вещество может содержать химический элемент в промежуточной степени окисления(окисление оксида серы 4 до оксида серы 6)
НАПИШИТЕ УРАВНЕНИЯ ЭТИХ РЕАКЦИЙ

Методы составления уравнений ОВР- реакций
1. метод электронного баланса
2. метод ионно-электронного баланса

Метод электронного баланса

Недостатки метода электронного баланса
1. условная запись отдельных атомов в различных степенях окисления, хотя к самостоятельному существованию они не способны, а могут существовать только в составе сложных ионов или молекул
2. сложность в написании схемы овр-реакции, если дана только левая часть
3. реакции протекают в водных растворах с участием сильных электролитов поэтому переход электронов осуществляется между ионами, что метод баланса не отражает

Метод электронно-ионного баланса
Метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций имеет отличие в том, что составляют два уравнения, используя молекулы или ионы, в состав которых входят окислитель, восстановитель и продукты реакции.
Пример, взаимодействие магния с концентрированной серной кислотой

Преимущество метода ионно-электронного баланса состоит также в том, что с его помощью легко можно расставить все стехиометрические коэффициенты в полном уравнении окислительно-восстановительной реакции.
Однако у метода полуреакций есть свои ограничения, которые надо обязательно учитывать: метод полуреакций не применяют для расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в не водной среде.

В методе полуреакций при составлении уравнений ОВР следует придерживаться той же формы записи, что и для уравнений реакций ионного обмена, а именно: в виде ионов записывают формулы сильных электролитов (сильных кислот, щелочей, растворимых средних солей); в молекулярной форме записывают формулы малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений.
Используя метод полуреакций, практически всегда приходится сталкиваться с необходимостью уравнять число атомов кислорода в левой и правой части схемы полуреакции. В зависимости от среды – кислой, нейтральной или щелочной – при уравнивании числа атомов кислорода нужно учитывать следующие правила:

В кислых средах избыток кислорода в исходных веществах по сравнению с продуктами связывается ионами водорода с образованием молекул воды
В нейтральных и щелочных средах избыток кислорода связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов
При недостатке кислорода в щелочной среде присоединение кислорода происходит за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды

1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции:
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
2) Записать уравнение в ионном виде
В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO32- + MnO4— + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H2O
3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO4— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn2+. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4—, который, соединяясь с H+ образует воду:
MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O

Восстановитель SO32- — окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO42- содержит больше кислорода, чем исходный SO32-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H+:
SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+
4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления
SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+ |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4— + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4— + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.
Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH
В ионном виде уравнение принимает вид:
SO32- + MnO4— + H2O = MnO2 + SO42- + OH—
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4—, а восстановителем SO32-.
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4— + 2H2O + 3e— = MnО2 + 4OH— |2 окислитель, процесс восстановления
SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
3SO32- + 2MnO4— + H2O =2MnO2 + 3SO42- + 2OH—
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
Na2SO3 + KMnO4 + KOH = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O
В ионном виде уравнение принимает вид:
SO32- + MnO4— + OH— = MnO2 + SO42- + H2O
В щелочной среде окислитель MnO4— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО42-. Восстановитель SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4— + e— = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления
SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
SO32- + 2MnO4— + 2OH— = 2MnО42- + SO42- + H2O
Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2K2MnO4 + 3Na2SO4 + 2KOH